化学自习室移动版

重点在于让学生自己观察和研究，总结和找到规律。

一、元素性质的周期性变化规律

借助利用上节所学的碱金属元素的规律和卤族元素的规律推理方法，推理元素周期律中的一些规律。

1、根据同周期元素从左到右，电子层数不变，核电荷数的依次增大，最外层电子数依次增大，预测推理：

(1)原子半径的变化：逐渐变小。

原因：核电荷数的依次增大，原子核对核外电子的作用力变强，使电子向原子核靠近。

(2)得失电子能力的变化：失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。

原因：核电荷数的依次增大和原子半径的逐渐变小，使原子核对最外层电子的作用力变强，失去电子的能力减弱，得到电子的能力增强。

(3)金属性和非金属性的变化：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

(4)化合价的变化：正价逐渐升高，负价的绝对值逐渐降低。

2、看表4－51－18号元素的核外电子排布、原子半径、主要化合价(以第三周期为例)，验证推理。注意第二周期中氧和氟的价态。

化合价：最高正价从＋1、＋2、＋3……＋7依次增大。最低负价从－4、－3、－2、－1依次增大(绝对值依次减小)。(金属没有负价，稀有气体只有0价)

3、用实验和资料验证“第三周期元素性质的递变”

(1)验证金属性的非金属性的方法

金属性：看与水或酸反应置换出氢气的难易程度，或最高价氧化物对应的水化物的碱性。

非金属性：看与氢气反应生成气态氢化物的难易程度，或氢化物的稳定性，或最高氧化物对应的水化物的酸性。

(2)用实验和资料进行验证

①【实验】Mg与热水反应，并和Na与水的反应比较。

Mg与热水反应，反应后使酚酞溶液变红。

Mg＋2H₂OMg(OH)₂＋H₂↑

与水反应时，Mg没有Na活泼。

②【实验】用AlCl₃溶液、MgCl₂溶液和氨水制取Mg(OH)₂、Al(OH)₃并分别与盐酸、NaOH溶液反应。

Al(OH)₃与盐酸、NaOH溶液都反应。

Al(OH)₃＋3H^＋=Al^3＋＋3H₂O

Al(OH)₃＋OH^－=AlO₂^－＋2H₂O

Mg(OH)₂只与盐酸反应。

Mg(OH)₂＋2H^＋=Mg^2＋＋2H₂O

实验说明Al(OH)₃显两性，Al显示了一定的非金属性。Mg(OH)₂与NaOH一样，只显碱性，Mg只显示金属性。

给出信息，Mg(OH)₂是中强碱。得到结论：NaOH、Mg(OH)₂、Al(OH)₃的碱性越来越弱。

进一步得到结论：Na、Mg、Al的金属性越来越差。

③Si、P、S、Cl是非金属，其最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性，看表格

得到结论：H₂SiO₃、H₃PO₄、H₂SO₄、HClO₄的酸性越来越强。

进一步得到结论：Si、P、S、Cl的非金属性越来越强。

(4)结论：

同一周期元素从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

3、元素周期律

(1)定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。这一规律叫元素周期律。

原因：元素原子的核外电子排布随着原子序数的递增呈周期性变化。

(2)同一周期中的一些重要变化规律(以第三周期为例)

在同一周期，随着原子序数递增

①原子半径逐渐减小。

原子半径：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl。

②失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。

失电子能力：Na＞Mg＞Al，得电子能力：Si＜P＜S＜Cl。

③金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

金属性：Na＞Mg＞Al，非金属性：Si＜P＜S＜Cl。

④最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。

碱性：NaOH＞Mg(OH)₂＞Al(OH)₃，酸性：H₂SiO₃＜H₃PO₄＜H₂SO₄＜HClO₄。

⑤金属与水或强酸的反应能力逐渐减弱。

与酸的反应能力：Na＞Mg＞Al。

⑥非金属与H₂反应需要的条件逐渐降低。

与H₂反应条件：Si＞P＞S＞Cl。

⑦非金属氢化物的稳定性逐渐增强。

氢化物的稳定性：SiH₄＜PH₃＜H₂S＜HCl。

⑧金属阳离子的离子半径越来越小，非金属阴离子的离子半径越来越小。

离子半径：(N^3－＞O^2－＞F^－＞Na^＋＞Mg^2＋＞Al^3＋。

离子半径：P^3－＞S^2－＞Cl^－＞ K^＋＞Ca^2＋。

⑨阳离子的氧化性越来越强，阴离子的还原性越来越弱。

氧化性：Na^＋＜Mg^2＋＜Al^3＋。

还原性：P^3－＞S^2－＞Cl^－。

二、元素周期表和元素周期律的应用

1、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律

填写上面表格中的变化规律，指出金属区和非金属区，说明分界线周围的元素在金属性、非金属性上的特点。

(金属性向下、向左逐渐增强，非金属性向上、向右逐渐增强；左下角是金属区，右上角是非金属区；分界线周围的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性)

非金属性最强的是氟，所以氟只有－1价。

金属性最强的非放射性金属是铯。

2、主族元素的化合价与元素在周期表中的位置之间的关系

(1)主族元素的化合价与它的最外层电子数(价电子数)有关，而最外层电子数又和主族序数相对应。

价电子：元素原子的最外层电子。有些元素的化合价与原子的次外层电子或倒数第三层的部分电子有关(和一些副族元素、VII族元素有关)，这部分电子也叫价电子。

(2)主族元素的最高正价等于它的最外层电子数，也可以说成它的主族序数是几，最高正价就是几。(O和F除外)

(3)非金属元素的最低负价，等于使原子达到8电子稳定结构所需要的电子数，在数值上等于最外层电子数减去8。(H达到2电子稳定结构)

3、元素的“位－构－性”关系

“位”指元素在元素周期表中的位置，“构”指元素的原子结构，“性”指元素的原子的性质。

用位置可以推测结构和性质，用结构也可以推测位置和性质。

以Mg为例：

在化合物中显示＋2价，氧化物为MgO(碱性氧化物)，氢氧化物为Mg(OH)₂，氯化物为MgCl₂。

而且利用元素周期律和元素周期表，还可以推理得：

Mg的金属性比Na差，比Al强，比Ca差，比Be强。

Mg(OH)₂的碱性比NaOH差，比Al(OH)₃强，比Ca(OH)₂差，比Be(OH)₂强。

4、元素周期律和元素周期表的其它应用

(1)帮助发现新元素并预测它们的原子结构和性质。

1869年门捷列夫提出第一张元素周期表时，就根据周期律修正了铟、铀、钍、铯等9种元素的原子量；他还预言了三种新元素及其性质并暂时取名为类铝、类硼、类硅，这就是1871年发现的镓、1880年发现的钪和1886年发现的锗。

(2)找到新物质、新材料。

根据元素周期表中位置靠近的元素性质相似，可以找到性质相似的新元素、新物质。

①半导体材料：在金属与非金属的分界处，如锗、硅、镓等。

②农药：在非金属区域中，如氟、氯、硫、磷、砷等。

③催化剂或耐高温耐腐蚀合金：在过渡元素中。